close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

3. Хим связь

код для вставкиСкачать

Условия образования химической связи:
- В основе классификации типов лежит разное распределение электронной плотности между ядрами
молекула
связьЕсв, кДж /мольlсв, нмвыводF2F - F159,00,142 Чем меньше lсв, тем больше Есв и устойчивее молекула H2H - H436,00,074О2О  О498,70,120 Чем выше кратность связи, тем больше Есв и устойчивее молекула N2N  N945,60,109 Связь
ЕСВ
кДж/
мольlСВ
нм
Связь
ЕСВ
кДж/мольlСВ
нмH-F
H-Cl
H-Br
H-I
H-H
H-S536
432
360
299
436
3800.092
0.128
0.142
0.162
0.074
0.134C-C
C=C
O=O
-CC-
CO
NN348
614
495
839
1040
9400.154
0.134
0.121
0.120
0.113
0.110 В молекуле Н2О длина связи Н-О равна 0,096 нм, угол связи Н-О-Н - 104,5, а энергия связи Есв = 464 кДж/моль.
Существует несколько квантово-механических подходов к описанию ковалентной связи: метод валентных связей (ВС), метод молекулярных орбиталей (МО )и др..
► Обменный механизм - каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществленной пары по одному неспаренному электрону. ► Донорно-акцепторный механизм - образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).
Ион аммония NН4+ (NН3 + Н+  NН4+) ►Дативные связи - образуются, когда АО, могут выступать одновременно в роли и донора и акцептора неподеленных пар электронов.
Образование молекулы Cl2
Энергия связи в молекуле Сl2 ( 243 кДж/моль) выше, чем в молекуле F2 (159 кДж/моль), несмотря на большую длину связи.
Молекула NaI 3s -АО атома Na перекрываются с 5p - АО атома иода, имеющими по одному неспаренному электрону: Механизм образования связи - обменный. Валентный угол 180о, структура молекулы - линейная
Связь называется -  - связь:
Молекула оксида углерода (II) СО Между атомами углерода и кислорода образуются 3 связи:
■ две по обменному механизму и ■ одна по донорно-акцепторному механизму: "O" - донор, "C"- акцептор. 3 ковалентные связи образуются за счет перекрывания 3-х р-АО каждого атома.
Структура молекулы - линейная.
Одна связь - связь, а две другие -  -связи:
Связь называется -  - связь:
Перекрывание АО при образовании -связей меньше (Есв-меньше), чем при -связях, поэтому  -связи менее прочные.
Молекула Н2S структура - угловая, валентный угол - 92о
▓ Почему валентный угол в ряду молекул:
H2S (92o), Н2Se (91o) и Н2Те (89о) изменяется?
S, Se и Te - электронные аналоги : S 3s23р4
Se 4s24p4 Te 5s25p4 Пространственная конфигурация всех молекул - угловая. Причина изменения валентного угла: ==> увеличение размера атома;
==> увеличеие расстояния между связывающими
электронными парами; ==> уменьшение силы отталкивания между ними; ==> уменьшение валентного угла.
Молекула НСl: ЭО(Cl) = 3,0 ЭО(Н) = 2,1
==> связывающая электронная пара смещена в сторону Cl: ==> эффективный отрицательный заряд (-q) у атома Cl
эффективный положительный заряд (+q) у атома Н ==> электрический диполь.
д л и н а диполя (lД) :
электрический момент диполя связи св
(количественная мера полярности связи) св некоторых связей
молекула ЭОсв10-30,КлмВывод Н - Сl 0,90 1,03Чем больше ЭО, тем больше св и, следовательно, связь более полярная Н - Br 0,74 0,78 H  I 0,40 0,38
Электрический момент диполя молекулы (м) Полярность молекулы зависит от ее геометрической структуры.
2-х атомные молекулы ==> линейная структура ==> м =св Молекула Н2S ==> угловая структура ( 920) ЭО(Н) = 2,1 и ЭО(S) = 2,5 ==> связь полярная.
м = св 0 ==> молекула в целом полярная.
Молекула SbН3 Sb...5s25p3
Н 1s1 Н 1s1 Н 1s1 Гибридизация: Если у атома в образовании химических связей участвуют разные по типу АО (s-, p-, d- или f-АО), то химические связи формируются электронами не "чистых", а "смешанных", или гибридных орбиталей. Перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей ==>
► химические связи прочнее ► молекула более устойчива. Гибридная орбиталь:
типы гибридизации АО и структура молекул
Орбитали, участвующие в гибридизацииТип гибридизацииСтруктура молекулыВалентный уголs +psp
Линейная180оs+p+psp2
плоский треугольник120оs+p+p+psp3
тетраэдр109,3о
Молекула ВеСl2
■ sp-гибридизация АО Ве , 180о
■ пространственная структура ==> линейная.
Cl Be Cl
■ связь полярная  св  0, т.к. ЭО Ве и Cl: 1,5 и 3,0 ==> Cl  Be  Cl
■ мол = св = 0 ==> молекула в целом неполярная.
Молекула ВН3
В 2s1 2p2
H 1s H 1s H 1s
■ s-s перекрывание и два p-s перекрывания АО.
■ sp2-гибридизация АО В
■ 3  - связи,  120 , ■ связи полярные ЭО = (2.1-2.0)  0. ■ структура молекулы - плоский треугольник. ■ мол = св = 0 ==> молекула ВН3 - неполярная.
Молекула SiCl4 Si 3s 3p Cl 3s 3p Cl 3s 3p Cl 3s 3p Cl 3s 3p
■ 1 s-АО и 3 р-АО ==> sp3- гибридизация АО ■ структура молекулы ==> тетраэдр,  109,30 ■ св= 0 - молекула в целом неполярная. ►Вывод:
Молекулы NН3 и Н2О
N...2s22p3 O...2s22p4 H 1s1 H 1s1 H1s1 Н 1s1 Н 1s1 Структура молекул - тетраэдр. Метод ВС не объясняет структуру молекул, определенную методом рентгеноструктурного анализа sp3 - гибридизация АО азота "N" и кислорода "О". В 1957 г. Р.Гиллеспи предложил модель отталкивания электронных пар валентной оболочки (ОВЭП)
● Модель предполагает, что электронные пары в валентной оболочке существуют в виде локализованных связывающих и неподеленных пар.
● Несвязывающие и σ- связывающие электронные пары рассматриваются как равноценные.
● В гибридизации могут участвовать вакантные АО, АО с неподеленными парами электронов и АО с неспаренными электронами.
● Неподеленные электронные пары (НП) влияют на величину валентных углов ==> силы отталкивания между ними больше, чем между относительно закрепленными электронными парами образующими связь (связывающая электронная пара - СП). ● Уменьшение силы отталкивания электронных пар: НП-НП  НП-СП  СП-СП
В молекуле NН3 одна НП уменьшает тетраэдрический угол (109,3о) до 107о, а в молекуле Н2О две НП уменьшают его до 104,5о. Ионная связь не обладает
: ▼ Каждый ион окружен сферическим электрическим полем, действующим на любой другой ион.
▼ Сила взаимодействия ионов определяются величиной их заряда и расстоянием между ними по закону Кулона.
▼ Ион окружает себя наибольшим числом ионов противоположного заряда в определенном порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.
Ионные кристаллы - гигантские полимерные молекулы. ▼ Понятие валентности к ионной связи неприменимо. Чисто ионная связь не существует - доля ионности связи ( Na+0.9Cl-0.9 )
▼ Ионные связи - прочные. ▼ Твердые кристаллические вещества ионного типа - тугоплавкие, высокопрочные, но хрупкие, растворяются в полярных растворителях (в Н2О). Формулы (NаСl, СаF2, Аl2(SО4)3 ) - отражают лишь состав.
Силы И.Ван-дер-Ваальса (голланд.ученый, 1873 г.) - силы межмолекулярного взаимодействия (взаимодействия между молекулами), проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц. 1. ОРИЕНТАЦИОННАЯ СОСТАВЛЯЮЩАЯ ИЛИ ДИПОЛЬ-ДИПОЛЬНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ (эффект Кьезома) - электростатическое взаимодействие полярных молекул при сближении (рис.а) Еориен увеличивается с увеличением мол и уменьшением расстояния между молекулами.
Чем выше температура, тем Еориен -меньше.
3. дисперсионная составляющая (эффект Лондона)
-электростатическое взаимодействие мгновенных диполей, возникающих за счет флуктуации электрической плотности (рис.с). В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается.
Едисп пропорциональна поляризуемости молекул и обратно пропорциональна расстоянию между центрами частиц.
Для неполярных молекул - единственная составляющая вандерваальсовых сил.
вещество диполяПоляризуемость,
М31030Энергия взаимодействия, кДж/моль Ткип,К
ориентационнаяИндукционнаяДисперсионнаяСуммарнаяH2
Ar
Xe
HCl
HBr
HI
NH30
0
0
1,03
0,78
0,38
1,520,8
1,64
4,16
2,64
3,62
5,42
2,230
0
0
3,3
1,1
0,6
13,30
0
0
1,0
0,70
0,3
1,50,17
8,5
18,4
16,8
28,5
60,6
14,70,17
8,5
18,4
21,1
30,3
61,5
29,520,2
76
167
188
206
238
239,6
Минимальная энергия системы обеспечивается при расстояниях между центрами молекул 0,4 - 0,5 нм, т. е. существенно больше длины химической связи.
Как видно из табл., с увеличением размера молекул в ряду Аr - Хе и НСl - НI растет их поляризуемость и энергия дисперсионного притяжения. Ориентационное взаимодействие вносит значительный вклад в вандерваальсовы силы для молекул с большим дип. ]
С увеличением Е возрастет Ткип жидкостей, а также теплота их испарения.
м е ж м о л е к у л я р н а я внутримолекулярная
■ Межмолекулярная Н-связь
А - Н + В - R  А - НВ - R
водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома.
Атомы А и В могут быть одинаковыми Н+-F- + Н+-F-  H-F...H-F
могут быть разными
■ Внутримолекулярная Н-связь
о-нитрофенол (а) салициловый альдегид (б)
Е(н-связи) возрастает с увеличением ЭО и уменьшением размеров атомов В: ► Несмотря на высокую ЭО, у хлора Н- связь - Н...Сl- относительно слабая из-за большого размера атома хлора.
► Энергия водородной связи имеет промежуточное значение между энергией ковалентной связи и вандерваальсовых сил. ►У воды длина связи О-Н - 0,096 нм, а связи О...Н - 0,177 нм.
► Возникновение водородных связей приводит к образованию димеров, тримеров и других полимерных структур, например, зигзагообразных структур (НF)n, кольцевой димерной структуры низших карбоновых кислот:
► Межмолекулярные Н-связи изменяют свойства веществ: повышают вязкость, диэлектрическую постоянную, температуру кипения и плавления, теплоту плавления и парообразования. Н2О, НF и NН3 - аномально высокие Ткип и Тпл.
Автор
budetinetakoe
Документ
Категория
Наука
Просмотров
1 730
Размер файла
1 380 Кб
Теги
3связь
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа